Mn clo4 2 гидролиз – Гидролиз перхлората марганца (II) — Mn(ClO4)2

Ответы:

himiy88.blogspot.com

4.4. Гидролиз

Гидролиз– процесс разложения химических соединений в результате реакции с водой. Гидролиз соли – это реакция, обратная процессу образования соли путем нейтрализации кислоты основанием:

нейтрализация 

НА + МОНМА + Н₂О.

кислота основание      гидролиз      соль вода

Гидролизуются только соли, содержащие в своем составе ионы слабых электролитов: слабой кислоты или слабого основания.

Правила составления уравнений гидролиза следующие:

1. Записывают уравнение диссоциации соли.

2. Определяют ион слабого электролита, который может гидролизоваться. Ионов сильных кислот и оснований сравнительно немного, наиболее распространенные следует запомнить: анионы NO₃^,SO₄^,Cl^,Br^,I^,ClO₄^, катионыNa⁺,K⁺и других щелочныхметаллов, а также Ba²⁺ и Sr²⁺. Перечисленные ионы не гидролизуются! Все остальные ионы, за редким исключением, образуют слабые электролиты и гидролизуются.

3. Составляют ионное уравнение гидролиза по схеме:

ион слабого электролита + вода слабый электролит + ион,

оставшийся от молекулы воды.

4. Записывают молекулярное уравнение гидролиза, добавляя к ионам противоионы.

В зависимости от состава соли различают следующие типы гидролиза:

 Гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой.Гидролизуется анион слабой кислоты.

А^+ Н₂ОНА + ОН^. (4.19)

В растворе появляются ионы ОН^, поэтому среда – щелочная, рН > 7.

Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой. Гидролизуется катион слабого основания.

М⁺+ Н₂ОМОН + Н⁺.

В растворе появляются ионы Н⁺, поэтому среда кислая, рН < 7.

 Гидролиз соли, образованной двумя слабыми электролитами. Гидролиз протекает как по катиону, так и по аниону

М⁺+ А^+ Н₂О → МОН + НА.

Образующиеся слабые кислота и основание диссоциируют в разной степени, поэтому среда в растворе зависит от их относительной силы. Если кислота сильнее, то ее константа диссоциации больше и среда слабокислая. Если сильнее основание, то среда слабощелочная.

Количественные характеристики гидролизаконстанта и степень гидролиза. В большинстве случаев константа гидролизаK_h не превышает 10^–3и гидролиз солей, образованных одним слабым электролитом, протекает в малой степени. Гидролиз многозарядных ионов в основном проходит по первой ступени. От значения константы гидролиза зависит рН раствора соли.

Степенью гидролиза (аналогично степени диссоциации) называют отношение числа гидролизованных ионов к общему числу ионов слабого электролита в растворе.

Вычисление количественных характеристик гидролиза производится в зависимости от того, как образована соль:

 Соль образована одним слабым электролитом. Константа гидролиза

, (4.20)

где K_h1– константа гидролиза по первой ступени,K_w– ионное произведение воды, при 298 KK_W = 10^14;K_dn– константа диссоциации продукта гидролиза.

Константы диссоциации гидроксокомплексов металлов называют ступенчатыми константами нестойкости, их значения даны в справочнике в таблице констант нестойкости гидроксокомплексов (прил.2).

Степень гидролиза связана с константой гидролиза уравнением

,

где С– концентрация гидролизующегося иона, моль/кг.

В растворах солей, гидролизующихся по аниону, среда щелочная (см. уравнение (67)) и расчет рН ведут по формуле:

.

В растворах солей, гидролизующихся по катиону, среда кислая, согласно уравнению (4.19), и расчет рН ведут по формуле

.

 Соль образована двумя слабыми электролитами. Константа гидролиза

, (4.21)

где K_осниK_к– константы диссоциации основания и кислоты, образующих соль. Формула (4.21) служит для расчета константы гидролиза по табличным значениям констант диссоциации.

Степень гидролиза

.

Отношение концентраций ионов Н⁺и ОН^в растворе соли определяется относительной силой кислоты и основания:

где K_киK_осн– константы диссоциации слабых кислоты и основания, которыми образована соль.

Таким образом, при 298 К (K_W= 10^14):

или

.

Константа и степень гидролиза у соли, образованной двумя слабыми электролитами, значительно выше, чем у солей, образованных одним слабым электролитом.

Пример 17.составить молекулярное и ионное уравнения гидролиза, указать характер среды для сульфата железа (II).

Решение. Напишем уравнение диссоциации соли:FeSO₄Fe²⁺+SO₄^2. Определим сильный и слабый электролиты. ИонуFe²⁺соответствует слабое основаниеFe(OH)₂, ионуSO₄^2– сильная кислотаH₂SO₄. Следовательно, гидролиз идет по катиону.

Составим ионное уравнение гидролиза (по первой ступени): Fe²⁺+HOHFeOH⁺+H⁺. В ходе гидролиза образуются ионыH⁺, среда кислая.

Составим молекулярное уравнение гидролиза и уравняем его как обычную реакцию обмена:

2 FeSO₄ + 2H₂O  (FeOH)₂SO₄ + H₂SO₄.

Пример 18.составить молекулярное и ионное уравнения гидролиза, указать характер среды для карбоната калия.

Решение. Напишем уравнение диссоциации соли:K₂CO₃K⁺+CO₃^2. Определим сильный и слабый электролиты. ИонуK⁺соответствует сильное основаниеKOH, ионуCO₃^2– слабая кислотаH₂CO₃. Следовательно, гидролиз идет по аниону.

Составим ионное уравнение гидролиза (по первой ступени): CO₃^2+HOHHCO₃^+OH^. В ходе гидролиза образуются ионыOH^, среда в растворе щелочная.

Составим молекулярное уравнение гидролиза и уравняем его как обычную реакцию обмена:

K₂CO₃ + H₂O  KHCO₃ + KOH.

Пример 19.составить молекулярное и ионное уравнения гидролиза, указать характер среды для нитрита аммония.

Решение. Напишем уравнение диссоциации соли: NH₄NO₂  NH₄⁺+NO₂^. Определим сильный и слабый электролит. ИонуNH₄⁺соответствует слабое основаниеNH₄OH, ионуNO₂^– слабая кислотаHNO₂. Следовательно, гидролиз идет как по катиону, так и по аниону. Составим ионное уравнение гидролиза:

NH₄⁺ + NO₂^ + HOH  NH₄OH + HNO₂.

Составим молекулярное уравнение гидролиза и уравняем его как обычную реакцию обмена:

NH₄NO₂ + H₂O  NH₄OH + HNO₂.

Пример 20.Вычислить рН раствора сульфата аммония концентрацией 0,1 моль/л.

Решение. Составим ионное уравнение гидролиза:NH₄⁺+H₂ONH₄OH+H⁺. Значение константы диссоциации гидроксида аммонияK_d= 1,7610^5. Вычислим константу гидролиза

Найдем концентрацию ионов аммония. Согласно уравнению диссоциации сульфата аммония (NH₄)₂SO₄2NH₄⁺+SO₄^2,

Вычислим концентрацию ионов

и

рН = –lg[H⁺] = –lg(1,06610^5) = 4,97.

Пример 21.вычислить степень гидролиза карбоната натрия в растворе с рН = 12.

Решение. Составим ионное уравнение гидролиза: CO₃^2 + + H₂O  HCO₃^ + OH^. Вторая константа диссоциации угольной кислоты K_d2 = 4,6910^11. Первая константа гидролиза по уравнению (4.20)

Из формулы найдем концентрацию карбонат-иона

,

где [OH^] = 10^pOH= 10^(14-12)= 10^2.

Вычислим степень гидролиза

Задание XII. Составить молекулярные и ионные уравнения гидролиза, указать характер среды.

Задание XIII. Написать в молекулярном и ионном виде реакции взаимоусиления гидролиза

613. Ацетат меди + сульфит лития.

614. Ацетат свинца + карбонат натрия.

615. Ацетат цинка + сульфит натрия.

616. Нитрат алюминия + карбонат натрия.

617. Нитрат висмута + сульфид калия.

618. Нитрат железа (III) + сульфид рубидия.

619. Нитрат свинца + карбонат стронция.

620. Нитрат серебра + карбонат натрия.

621. Нитрат хрома (III) + сульфид калия.

622. Сульфат алюминия + сульфид натрия.

623. Сульфат бария + сульфит цезия.

624. Сульфат кобальта + карбонат калия.

625. Сульфат олова + карбонат цезия.

626. Формиат алюминия + карбонат натрия.

627. Формиат меди + сульфит лития.

628. Формиат цинка + сульфид лития.

629. Фторид алюминия + карбонат калия.

630. Хлорид железа (II) + сульфид натрия.

631. Хлорид магния + сульфит рубидия.

632. Хлорид марганца + сульфит натрия.

633. Хлорид никеля + карбонат цезия.

Задание XIV. Найти неизвестные величины в предложенных задачах, дополнив табл.4.8.

Таблица 4.8

Окончание табл.4.8

studfiles.net

Ответы@Mail.Ru: Гидролиз солей, помогите, срочно!

<a rel=»nofollow» href=»http://hob-inf.narod.ru/chem/hydr.html» target=»_blank»>http://hob-inf.narod.ru/chem/hydr.html</a> <a rel=»nofollow» href=»http://himege.ru/gidroliz-solej/» target=»_blank»>http://himege.ru/gidroliz-solej/</a> Решение: Степень гидролиза соли тем больше, чем слабее кислота или основание, образовавшие эту соль. Приведем ряд анионов и катионов, соответствующие уменьшению силы кислот и оснований их образующих. Анионы: F- &gt; NO2− &gt; Ch4COO− &gt; SO32− &gt; ClO− &gt; CN− &gt; CO32− &gt; PO43− &gt; S2− &gt; SiO44− Катионы: Cd2+ &gt; Mg2+ &gt; Mn2+ &gt; Fe2+ &gt; Co2+ &gt; Ni2+ &gt; Nh5+ &gt; Cu2+ &gt; Pb2+ &gt; Zn2+ &gt; Al2+ &gt; Cr 2+&gt; Fe2+ Чем правее в этих рядах расположен ион, тем с большей силой идет гидролиз образованной им соли, т. е. его основание или кислота слабее, чем у стоящих слева от него. NaCN и NaClO – это соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой. В ряду анионов CN− стоит правее ClO−, таким образом, NaCN в большей степени подвергается гидролизу, чем NaClO. Составим ионно-молекулярное и молекулярное уравнения гидролиза цианида натрия NaCN. Цианид натрия NaCN – соль слабой кислотой HCN и сильного основания NaOH. При растворении в воде молекулы NaCN диссоциируют на катионы Na+ и анионы CN−. Катионы Na+ не могут связывать ионы OH- воды, так как NaOH – это сильный электролит. Анионы CN− связывают ионы H+ воды, образуя молекулы слабого электролита HCN. Соль гидролизируется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза следующее: CN- + H+OH- = HCN + OH- В молекулярной форме уравнение гидролиза следующее: NaCN+ h3O = HCN + NaOH В результате гидролиза в растворе появляется некоторый избыток ионов OH-, поэтому раствор NaCN имеет щелочную реакцию (pH &gt;7). Составьте молекулярное и ионно-молекулярное уравнение реакции гидролиза соли CuCl2 .Решение: Хлорид меди – соль слабого многокислотного основания Cu(OH)2 и сильной кислоты HCl . В данном случае катионы Cu2+ связывают гидроксильные ионы воды, образуя катионы основной соли CuOH+. Образование молекул Сu(OH)2 не происходит, так как ионы CuOH+ диссоциируют гораздо треднее, чем молекулы Cu(OH)2.В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза: Cu2+ + h3O ⇄ CuOH+ + H+или в молекулярной форме: CuCl2 + h3O ⇄CuOHCl + HCl

1) NaCN + h3O = NaOH + HCN . Na(+) + CN(-) + HOH = Na(+) + OH(-) + HCN . CN(-) + HOH = OH(-) + HCN .II. CuCl2 + h3O = CuOHCl + HCl . Cu(+2) + 2Cl(-) + HOH = CuOH(+) + 2Cl (-) + H(+) . Cu(+2) + HOH = CuOH(-) + H(+) III. (Nh5)2S + 2h3O = 2Nh5OH + h3S . 2Nh5(+) + S(-2) + 2HOH = 2Nh5OH + h3S IY Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, не гидролизуются .

touch.otvet.mail.ru

Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей Mn(NO3)2, К2SiO3? SrSO4.

ПЕРВЫЙ ВОПРОС Везде буду записывать гидролиз соли только по первой ступени, потому как полный гидролиз соли протекает лишь в тех случаях, когда гидролиз необратим. Соль Mn(NO3)2 образована слабым основанием и сильной кислотой. Гидролиз такой соли идет по катиону. Mn(NO3)2 + НОН &#8596; MnОНNO3 + HNO3 – первая ступень гидролиза Mn(2+) + HOH &#8596; MnОН (+) + H(+) (pH &lt; 7 – среда кислая) Соль К2SiO3 образована сильным основанием и слабой кислотой. Гидролиз такой соли идет по аниону. К2SiO3 + НОН &#8596; КНSiO3 + КОН – первая ступень гидролиза SiO3(2-) + НОН &#8596; НSiO3(-) + ОН (-) (pH &gt; 7 – среда щелочная) При гидролизе в горячей воде протекает вторая ступень гидролиза. Гидролиз силиката калия по второй ступени – необратимый процесс, протекающий с выпадением в осадок метакремниевой кислоты. КНSiO3 + НОН &#8594; Н2SiO3&#8595; + КОН – вторая ступень гидролиза НSiO3(-) + НОН &#8594; Н2SiO3&#8595; + ОН (-) (pH &gt; 7 – среда щелочная) Суммарное уравнение гидролиза К2SiO3 + НОН &#8594; Н2SiO3&#8595; + 2КОН SiO3(2-) + НОН &#8594; Н2SiO3&#8595; + 2ОН (-) (pH &gt; 7 – среда щелочная) Соль SrSO4 образована сильным основанием и сильной кислотой. Гидролиз таких солей не протекает. Теоретически реакция среды таких солей рН = 7 – среда нейтральная, фактически реакцию среды определяют по константам диссоциации основания Sr(OH)2 и кислоты h3SO4. Кd(Sr(OH)2) = 1,5*10^(–1) Кd1(Н2SO4) = 1,0*10^3 Кd1(Н2SO4) &gt; Кd(Sr(OH)2) – среда слабокислая рН &#8804; 7 ВТОРОЙ ВОПРОС Ацетат натрия – соль образованная слабой кислотой Ch4COOН и сильным основанием NaOH. В водном растворе ацетат натрия подвергнется гидролизу по аниону. Ch4COONa + НОН &#8596; Ch4COOH + NaOH Ch4COO(-) + HOH &#8596; Ch4COOH + OH(-) (pH &gt; 7 – среда щелочная) Константа гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием. Kh = Kw/Kd(кислоты) Kw = 10^(-14) – ионное произведение воды Kd(Ch4COOH) = 1,8*10^(-5) – константа диссоциации уксусной кислоты Тогда константа гидролиза ацетата натрия Kh = 10^(-14)/1,8*10^(-5) = 5,56*10^(-10) Гидроксильный показатель раствора рОН = 14 – рН = 14 – 8 = 6 [OH(-)] = 10^(-pOH) = 10^(-6) Степень гидролиза ацетата натрия &#945; = Kh/[OH(-)] = 5,56*10^(-10)/10^(-6) = 5,56*10^(-4) Молярную концентрацию раствора ацетата натрия можно найти по одной из двух формул См (Ch4COONa) = Kh/&#945;^2 = 5,56*10^(-10)/(5,56*10^(-4))^2 = 1,8*10^(-3) = 0,0018 моль/л Или См (Ch4COONa) = [OH(-)]/&#945; = 10^(-6)/(5,56*10^(-4)) = 1,8*10^(-3) = 0,0018 моль/л Есть готовая формула для вычисления рН соли, гидролизуемой по аниону. рН = 7 + 0,5lgCм (соли) + 0,5рКd(кислоты) Показатель константы диссоциации кислоты. рКd(кислоты) = — lgКd(кислоты) = — lg1,8*10^(-5) = 5 — lg1,8 = 4,74 8 = 7 + 0,5lgCм (соли) + 0,5*4,74 lgCм (соли) = — 2,74 Cм (соли) = 10^(-2,74) = 0,0018 моль/л

K2SiO3+h3O=KOH+KHSiO3 pH&gt;7 дальше сама, Викусь!

touch.otvet.mail.ru

Гидролиз

Гидролиз- обменная реакция соли с водой (сольволиз водой).При этом исходное вещество разрушается водой, с образованием новых веществ.

Так как гидролиз является реакцией ионного обмена, то его движущей силой является образование слабого электролита (выпадение осадка или(и)выделение газа). Важно помнить, что реакция гидролиза является реакцией обратимой(в большинстве случаев), но также существует необратимый гидролиз(протекает до конца, исходного вещества в растворе не будет). Гидролиз- процесс эндотермический (при повышении температуры возрастает и скорость гидролиза, и выход продуктов гидролиза).

 Как видно из определения, что гидролиз обменная реакция, то можно предположить, что к металлу идет OH^—группа (+ возможный кислотный остаток, если образуется основная соль (при гидролизе соли, образованной сильной кислотой и слабым многокислотным основанием)), а к кислотному остатку идет протон водорода H⁺ (+ возможный ион металла и ион водорода, с образованием кислой соли, если гидролизуется соль, образованная слабой многоосновной кислотой)).

Существует 4 типа гидролиза:

1.     Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой. Так как уже было указанно выше гидролиз- реакция ионного обмена, и она протекает лишь в случае образования слабого электролита. Как описанной выше, к металлу идёт OH^— группа, а к кислотному остатку идет протон водорода H⁺, но ни сильное основание, ни сильная кислота не являются слабыми электролитами, следовательно гидролиз в данном случае не идёт:

NaCl+HOH≠NaOH+HCl

Реакция среды близка к нейтральной: pH≈7

2.     Соль образованна слабым основанием и сильной кислотой. Как указанно выше:к металлу идёт OH^— группа, а к кислотному остатку идет протон водорода H^+. Например:

NH₄Cl+HOH↔NH₄OH+HCl

NH₄⁺+Cl^—+HOH↔NH₄OH+H⁺+Cl^—

NH₄⁺+HOH↔NH₄OH+H⁺

Как видно из примера-гидролиз идёт по катиону, реакция среды –кислая pH< 7.При написании  уравнений гидролиза для солей, образованных сильной кислотой и слабым многокислотным основанием, то в правой части следует писать основную соль, так как гидролиз идёт только по первой ступени:

FeCl₂+HOH↔FeOHCl+HCl

Fe²⁺+2Cl^—+HOH↔FeO⁺+H⁺+2Cl^—

Fe²⁺+HOH↔FeOH⁺+H⁺

3.     Соль образованна слабой кислотой и сильным основанием.Как указанно выше: к металлу идёт OH^— группа, а к кислотному остатку идет протон водорода H⁺Например:

CH₃COONa+HOH↔NaOH+CH₃COOH

СH₃COO^—+Na⁺+HOH↔Na⁺+CH₃COOH+OH^—

СH₃COO^—+HOH↔+CH₃COOH+OH^—

Гидролиз идёт по аниону, реакция среды- щелочная, pH>7.При написании уравнений гидролиза соли, образованной слабой многоосновной кислотой и сильным основанием, в правой части следует писать образование кислой соли, гидролиз идёт по 1 ступени. Например:

Na₂CO₃+HOH↔NaOH+NaHCO₃

2Na⁺+CO₃^2-+HOH↔HCO₃^—+2Na⁺+OH^—

CO₃^2-+HOH↔HCO₃^—+OH^—

4.     Соль образованна слабым основанием и слабой кислотой. Это единственный случай, когда гидролиз идёт до конца, является необратимым(до полного расходования исходной соли).Например:

СH₃COONH₄+HOH↔NH₄OH+CH₃COOH

Это единственный случай, когда гидролиз идёт до конца. Гидролиз идёт и по аниону, и по катиону, реакцию среды предугадать сложно, но она близка к нейтральной: pH≈7.

Также существует константа гидролиза, рассмотрим ее на примере ацетатного иона, обозначив его Ac^—. Как видно из примеров выше уксусная(этановая) кислота является слабой кислотой, а, следовательно, ее соли гидролизуются по схеме:

Ac^—+HOH↔HAc+OH^—

Найдём константу равновесия для этой системы:

Зная ионное произведение воды , мы можем через него выразить концентрацию [OH]^—,

Подставляя это выражение в уравнение для константы гидролиза, мы получаем:

Подставляя константу ионизации воды в уравнение, мы получаем:

Но константа диссоциации кислоты(на примере хлороводородной кислоты) равна:

Где [H₃O⁺] представляет собой гидратированный протон водорода: [H⁺].Аналогично и для уксусной кислоты, как в примере. Подставляя значение для константы диссоциации кислоты в уравнение константы  гидролиза, мы получаем:

Как следует из примера, если соль образованна слабым основанием, то в знаменателе будет стоять константа диссоциации основания, вычисляемая по тому же признаку что и константа диссоциации кислоты. Если соль образованна слабым основанием и слабой кислотой, то в знаменателе будет стоять произведение констант диссоциаций кислоты и основания.

Степень гидролиза.

Так же есть еще одна величина, характеризующая гидролиз- степень гидролиза-α.Которая равна отношение количества (концентрации) соли, подвергающейся гидролизу, к общему количеству (концентрации) растворенной соли Степень гидролиза зависит от концентрации соли, температуры раствора. Она увеличивается при разбавлении раствора соли и при увеличении температуры раствора. Напомним, что больше разбавлен раствор, тем меньше молярная концентрация исходной соли; а степень гидролиза возрастает при повышении температуры, так как гидролиз- процесс эндотермический, как было указанно выше.

Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание, её образующие. Как следует из уравнения степени гидролиза и типов гидролиза: при необратимом гидролизе α≈1.

Степень гидролиза и константа гидролиза взаимосвязаны через уравнение Оствальда (Вильгельм Фридрих Оствальд-закон разбавления Оствальда,выведен в 1888 году).Закон разбавления показывает, что степень диссоциации электролита зависит от его концентрации и константы диссоциации. Примем начальную концентрацию вещества за C₀, а продиссоциировавшую часть вещества- за γ, напомним, схему диссоциации вещества в растворе:

AB↔A⁺+B^—

Тогда закон Оствальда можно выразить следующим образом:

Напомним, что в уравнение стоят концентрации в момент равновесия. Но если вещество малодиссоциировавшее, то (1-γ)→1, что приводит уравнение Оствальда в вид: K_д=γ²C₀.

Аналогично связанна степень гидролиза с его константой:

В подавляющем большинстве случаев используется именно эта формула. Но при необходимости, можно выразить степень гидролиза через такую формулу:

Особые случаи гидролиза:

1)    Гидролиз гидридов (соединений водорода с элементами (тут мы рассмотрим только металлы 1 и 2 групп и метам), где водород проявляетстепень окисления -1):

NaH+HOH→NaOH+H₂↑

CaH₂+2HOH→ Ca(OH)₂+2H₂↑

CH₄+HOH→CO+3H₂↑

 Реакция с метаном- один из промышленных способов получения водорода.

2)    Гидролиз пероксидов. Пероксиды щелочных и щелочноземельных металлов разлагаются водой, с образованием соответствующего гидроксида и пероксида водорода (или кислорода):

Na₂O₂+2H₂O→2NaOH+H₂O₂

Na₂ O₂+2H₂O→2NaOH+O₂↑

 3)    Гидролиз нитридов.

Ca₃N₂+6HOH→3Ca(OH)₂+2NH₃↑

4)    Гидролиз фосфидов.

K₃P+3HOH→3KOH+PH₃↑

Выделяющийся газ PH₃-фосфин, очень ядовит, поражает нервную систему. Так же способен к самовозгоранию при контакте с кислородом. Гуляли когда-нибудь ночью по болоту или ходили мимо кладбищ? Видели редкие всплески огней- «блуждающие огни», появляются, так как горит фосфин.

5)    Гидролиз карбидов. Здесь будут приведены две реакции имеющие практическое применение, так как с их помощью получаются 1 члены гомологического ряда алканов (реакция 1) и алкинов (реакция 2):

Al₄C₃+12HOH→4Al(OH)₃+3CH₄↑(реакция 1)

СaC₂+2HOH→Ca(OH)₂+2C₂H₂↑(реакция 2, продукт – ацителен, по UPAС этин)

6)    Гидролиз силицидов. В результате этой реакции образуется 1 представитель гомологического ряда силанов (всего их 8) SiH₄ — мономерный ковалентный гидрид.

Mg₂ Si+4HOH→2Mg(OH)₂+SiH₄

7)    Гидролиз галогенидов фосфора. Здесь будут рассмотрены хлориды фосфора 3 и 5, являющиеся хлорангидридами фосфористой и фосфорной кислот соответственно:

PCl₃+3H₂O=H₃PO₃+3HCl

PCl₅+4H₂O=H₃PO₄+5HCl

8)    Гидролиз органических веществ.Жиры гидролизуются, с образованием глицерина (C₃H₅(OH)₃) и карбоновой кислоты(пример предельной карбоновой кислоты) (C_nH_(2n+1)COOH)

Сложные эфиры:

СH₃COOCH₃+H₂O↔CH₃COOH+CH₃OH

Алкоголята:

C₂H₅ONa+H₂O↔C₂H₅OH+NaOH

Живые организмы осуществляют гидролиз различных органических веществ в ходе реакций катаболизма при участии ферментов. Например, в ходе гидролиза при участии пищеварительных ферментов белки расщепляются на аминокислоты, жиры — на глицерин и жирные кислоты, полисахариды  — на моносахариды (например, на глюкозу).

При гидролизе жиров в присутствии щелочей получают мыло; гидролиз жиров в присутствии катализаторов применяется для получения глицина и жирных кислот.

Задачи

1)    Степень диссоциации а уксусной кислоты в 0,1 М растворе при 18 °С равна 1,4·10^–2. Рассчитайте константу диссоциации кислоты К_д.(подсказка- используйте уравнение Оствальда.)

2)    Какую массу гидрида кальция нужно растворить в воде, чтобы выделившемся газом восстановить до железа 6,96г оксида железа(II,III)?

3)    Напишите уравнение реакции Fe₂(SO₄)₃ + Na₂CO₃ + H₂O

4)    Рассчитайте степень, константу гидролиза соли Na₂SO₃ для концентрации См = 0,03 М, учитывая только 1-ю ступень гидролиза. (Константу диссоциации сернистой кислоты принять равной 6,3∙10^-8)

Решения:

a)     Подставим данные задачи в закон разбавления Оствальда:

b)    K_д = [a²/(1 – a)]·[C] = (1,4·10^–2)·0,1/(1 – 0,014) = 1,99·10^–5

Ответ. К_д = 1,99·10^–5.

c)     Fe₃O₄+4H₂→4H₂O+3Fe

CaH₂+HOH→Ca(OH)₂+2H₂↑

Находим количество молей оксида железа(II,III), оно равно отношению массы данного вещества к его молярной массе, получаем 0,03(моль).По УХР находим, что моли гидрида кальция равны 0,06(моль).Значит масса гидрида кальция равна 2,52(грамма).

Ответ: 2,52(грамма).

d)    Fe₂(SO₄ )₃ +3Na₂CO₃ +3H₂ O→3СO2↑+2Fe(OH)₃↓+3Na₂ SO₄

e)     Сульфит натрия подвергается гидролизу по аниону, реакция среды раствора соли щелочная (рН > 7):
SO₃^2- + H₂O <—> OH^— + HSO₃^—
Константа гидролиза (уравнение смотрите выше )равна : 10^-14 / 6,3*10^-8 = 1,58*10^-7
Степень гидролиза рассчитывается по формуле α²/(1 — α) = К_h/С₀.
Итак, α = (К_h/С₀)^1/2 = (1,58*10^-7 / 0,03)^1/2 = 2,3*10^-3

Ответ: K_h=1,58*10^-7 ;α =2,3*10^-3

_{Автор статьи: Каштанов Артём Денисович}

_{Редактор: Харламова Галина Николаевна}

www.teslalab.ru

Гидролиз.

(1) PCl₅ + 4 H₂O = 5 HCl + H₃PO₄ и далее – протолиз продуктов:

HCl + H₂O = Cl^— + H₃O⁺ , pH 7

H₃PO₄ + H₂O H₂PO₄^— + H₃O⁺ , pH 7

Итак, наблюдается рост концентрации катионов оксония H_3O⁺ с одновременным уменьшением концентрации OH^—.

Такое поведение характерно и для других соединений неметаллов с галогенами:

(2) SiBr₄ + (x + 2) H₂O = 4 HBr + SiO₂^. x H₂O_(т)

HBr + H₂O = Br^— + H₃O⁺ , pH 7

(3) BCl₃ + 3 H₂O = 3 HCl + B(OH)_3(т)

HCl + H₂O = Cl^— + H₃O⁺ , pH 7

(4) SCl₂O₂ + 2 H₂O = 2 HCl + H₂SO₄

HCl + H₂O = Cl^— + H₃O⁺ , pH 7

H₂SO₄ + 2 H₂O = SO₄^2- + 2 H₃O⁺ , pH 7

Другие примеры – бинарные соединения металлов (нитриды, карбиды, силициды и другие):

(5) Li₃N + 4 H₂O = 3 LiOH + NH₃^. H₂O

LiOH = Li⁺ + OH^—, pH > 7
NH₃^. H₂O + H₂O NH₄⁺ + OH^— + H₂O , pH > 7

(6) CaC₂ + 2 H₂O = Ca(OH)₂ + C₂H_2(г)

Ca(OH)₂ = Ca²⁺ + 2 OH^—, pH > 7

Здесь также налицо изменение концентрации катионов и анионов воды (растет концентрация OH^—, падает концентрация H_3O⁺).

При гидролизе не меняются степени окисления атомов элементов, входящих в состав соединения. Например, по-разному гидролизуются фторид азота:

(7) N^+IIIF₃^-I + 2 H₂O = HN^+IIIO₂ + 3 HF^-I

HNO₂ + H₂O NO₂^— + H₃O⁺ , pH 7
HF + H₂O F^— + H₃O⁺ , pH 7

и нитрид трихлора:

(8) Cl₃^+IN^-III + 4 H₂O = N^-III H₃^. H₂O + 3 HCl^+IO

NH₃^. H₂O + HClO = NH₄ClO (нейтрализация)

HClO + H₂O ClO^— + H₃O⁺ , pH 7

Гидролиз солей чаще всего идет обратимо и может быть рассмотрен схематически следующим образом: сначала при растворении солей (соединений с ионной кристаллической решеткой) в воде нацело идет диссоциация на катионы и анионы:

MA = M⁺ + A^—,

а затем – гидратация ионов с получением M⁺(р) и A^— (р). После этого те из гидратированных ионов, которые являются протолитами, вступают в протолитическую реакцию с водой.
Анионы часто ведут себя как основания:

A^— + H₂O ?? HA + OH^— , pH > 7

Равновесие в этом случае описывается константой основности K_о, которую можно рассчитать, зная константу кислотности соответствующей сопряженной пары HA / A^— по формуле:

K_о = K_в / K_к

Гидратированные катионы металлов в водном растворе практически всегда проявляют свойства кислот:

M^{+ .} H₂O + H₂O MOH + H₃O⁺ , pH 7

Равновесие в такой системе описывается константой кислотности K_к сопряженной пары M^{+ . H₂O / MOH.}

Среди распространенных анионов не являются протолитами Cl^—, Br^—, I^—, NO₃^—, ClO₄^—, SO₄^2-, ClO₃^—, MnO₄^— и некоторые другие.
Среди гидратированных катионов металлов не являются протолитами Li^{+, Na+, K+, Rb+, Cs+, Ca2+, Sr2+, Ba2+, Tl+} и некоторые другие.

Для иллюстрации изложенного могут быть приведены примеры:

(9) KNO₃ = K⁺ + NO₃^—

(10) KNO₂ = K⁺ + NO₂^—

(12) BeCl₂ = Be²⁺ + 2 Cl^—

Be^{2+ .} H₂O + H₂O ? BeOH⁺ + H₃O⁺ , pH 7

Cl^— + H₂O ?

lib.repetitors.eu

Гидролиз в химии

Гидролиз и его виды

Выделяют два вида гидролиза: гидролиз солей и гидролиз солеобразных бинарных соединений (фосфидов, сульфидов, карбидов, галогенидов некоторых металлов и неметаллов).

Рассмотрим процесс гидролиза на примере: возьмем три пробирки в которых находятся растворы следующих солей – карбоната натрия (Na₂CO₃ ), хлорида алюминия (AlCl₃) и хлорида натрия (NaCl) одинаковой концентрации, бесцветные. Внесем в каждую из пробирок по одной капле универсального индикатора. Цвет раствора в каждой пробирке изменится. Так, в пробирке с Na₂CO₃ станет голубым, что свидетельствует о наличии щелочной среды (рН>7), в пробирке с AlCl₃ появится розовая окраска (кислая среда, рН<7), а в пробирке с NaCl раствор станет желто-зеленого цвета (нейтральная среда, рН=7). Изменение окраски растворов связано с явлением гидролиза – соль прореагировала с водой.

Гидролиз солей

Рассмотрим гидролиз первой из солей – карбоната натрия:

Na₂CO₃ ↔ 2Na⁺ + CO₃^2- (подчеркиванием выделяем слабый компонент)

CO₃^2- + HOH ↔ HCO₃^— + OH^— — уравнение гидролиза в ионном виде

Наличие гидроксид иона указывает на щелочной характер среды. Гидролиз – обратимый процесс.

Na₂CO₃ + HOH ↔ NaHCO₃ + NaOH – молекулярное уравнение гидролиза (1-я ступень)

HCO₃^— + HOH ↔ CO₂↑ + H₂O + OH^—

NaHCO₃ + HOH ↔ CO₂↑ + H₂O + NaOH (2-я ступень гидролиза)

Гидролиз протекает всегда в очень незначительной степени и по первой ступени, вторая и и последующие ступени возможны теоретически.

Рассмотрим гидролиз хлорида алюминия:

AlCl₃ ↔ Al³⁺ +3Cl^—

Al³⁺ + HOH ↔ AlOH²⁺ + H⁺ (1-я ступень гидролиза)

Наличие Н⁺ иона свидетельствует о наличии кислой среды.

AlOH²⁺ + HOH ↔ Al(OH)₂⁺ + H⁺ (2-я ступень гидролиза)

Al(OH)₂⁺ + HOH ↔ Al(OH)₃ ↓ + H⁺ (3-я ступень гидролиза)

AlCl₃ + HOH ↔ Al(OH)₃ ↓ + HCl

Рассмотрим гидролиз хлорида натрия:

NaCl ↔ Na⁺ + Cl^—

Слабого иона нет, следовательно, гидролиз невозможен и среда будет нейтральной.

Гидролизу подвергаются соли образованные сильным основанием и слабой кислотой ( Na₂SiO₃, K₂SO₃, K₂S), слабым основанием и сильной кислотой ( Zn(NO₃)₂, CuCl₂, CuSO₄).

Если соль образована слабым основанием и слабой кислотой, то гидролиз протекает и по катиону и по аниону. В этом случае заранее определить среду весьма сложно. Например:

CH₃COONH₄ ↔ CH₃COO^— + NH₄⁺

CH₃COO^— + HOH ↔ CH₃COOH + OH^—

NH₄⁺ + HOH ↔ NH₃ × H₂O+ H⁺

Если соль образована сильным основанием и сильной кислотой – гидролиза не происходит.

Гидролиз солеобразных бинарных соединений

Как правило, гидролиз таких соединений протекает необратимо. Карбиды, нидриды, фосфиды, сульфиды при взаимодействии с водой образуют гидроксиды металлов и углеводороды, аммиак, фосфин, сероводород, соответственно.

CaC₂ (карбид кальция) + 2H₂O → Ca(OH)₂ ↓ + C₂H₂

Mg₃N₂ (нитрид магния) + 6H₂O → 3 Mg(OH)₂ ↓ + 2 NH₃ ↑

Константа и степень гидролиза

CH₃COONa ↔ CH₃COO^— + Na⁺

CH₃COO^— + HOH ↔ CH₃COOH + OH^—

При протекании гидролиза устанавливается химическое равновесие. Согласно закону действующих масс можно записать константу равновесия:

[H₂O] — фактически постоянная величина, следовательно K[H₂O] – также постоянная величина, которую называют константой гидролиза и обозначают [H₂O].

[OH][H] = К_W (ионное произведение воды)

= K_дисс (константа диссоциации кислоты), следовательно

К_Г =К_W (ионное произведение воды) / K_дисс (константа диссоциации слабого компонента).

Чем выше значение константы гидролиза, тем в большей степени он протекает.

h – степень гидролиза – отношение числа молекул, подвергшихся гидролизу к общему числу растворенных молекул.

Примеры решения задач

ru.solverbook.com